電離度

電離度（α）= （已電離弱電解質分子數/原弱電解質分子數）*100%

對於一元弱酸，當c∕Ka≥500時，可以推導出一元弱酸電離度與氫離子濃度的近似公式：

[H+] = ·Ka

α=[H]/c= ·Ka/c=

對於一元弱鹼，當c∕Kь≥500時，可以推導出一元弱鹼電離度與氫氧根離子濃度的近似公式：

[OHˉ]= ·Kь

α=[OHˉ] = ·Kь/c =

由上述公式可以看出：

當溫度與濃度一定時，對於不同的弱電解質，Ka或Kь越大，則α越大，溶液酸性（對於一元弱酸）或鹼性（對於一元弱鹼）越強。

當溫度一定時，對於同一弱電解質來說，濃度越小，則α越大，但溶液酸性（對於一元弱酸）或鹼性（對於一元弱鹼）越弱。

多元弱酸、弱鹼的電離是分步進行的，每步電離都存在相應的電離平衡。實驗和理論計算證明，它們的二步電離度遠遠小於一步電離度，三步電離度又遠遠小於二步電離度。所以，多元弱酸溶液的氫離子濃度，多元弱鹼溶液的氫氧根離子濃度，均可以近似以一步電離的離子濃度代替。

因此，在表示弱電解質的電離度時，必須指明溶液的濃度和溫度。

氣體電離度可用如下公式表示：α=n/N；

n:帶電離子數目；

N：氣體質點總數目。

引起電離的原因很多。例如，氣體粒子受電子或離子的撞擊或受電磁波（光、X 射線等）的輻照，固體表面受電子或離子轟擊，固體受到高熱等，都有可能產生電離現象。

內因：電解質的本性。外因：溫度和溶液的濃度等。

當溶液濃度下降時，有利於弱電解質分子變為自由水合離子，電離度增大；當溶液濃度升高時，有利於自由水合離子變為弱電解質分子，電離度減少。因濃度越稀，離子互相碰撞而結合成分子的機會越少，電離度就越大。

因為電離過程是吸熱的，因此溫度升高離子化傾向加強，又因大多數電解質電離時沒有顯著的熱量變化，這就導致溫度對電離度雖有影響，但影響並不大的必然結果。一般情況下，溫度對電離度影響不大，但水的離解過程顯著吸熱，所以溫度升高可以增大水的電離度。

因此，用電離度比較幾種電解質的相對強弱時，就當注意所給條件，即濃度和溫度，如不註明溫度通常指25℃。在相同溫度和濃度時，電離度的大小可以表示弱電解質的相對強弱。

電離常數又叫電離平衡常數，用Ki表示。如醋酸，碳酸和硼酸。其定義為，當弱電解質電離達到平衡時，電離的離子濃度的乘積與未電離的分子濃度的比值叫做該弱電解質的電離平衡常數。一種弱電解質的電離平衡常數只與溫度有關，而與該弱電解質的濃度無關。因為弱電解質通常為弱酸或弱鹼，所以在化學上，可以用Ka、Kb分別表示弱酸和弱鹼的電離平衡常數。

用HA表示弱酸，則其電離方程式為HA——H+A，則電離常數Ka=[H]*[A]/HA

電離常數K與電離度α的關係可近似的表示為K=cα其中c為弱電解質溶液的濃度。

第一，區分好電離度和離子濃度。弱酸、弱鹼溶液在稀釋過程中，溶液濃度下降，電離度肯定增大，離子濃度不一定增大，離子濃度由溶液濃度與電離度的乘積決定。

第二，區分好溶液濃度與離子濃度。在25℃時，1mol乙酸溶液的電離度為1%，離子濃度是0.01mol/L，溶液濃度是離子濃度的100倍。

乙酸溶液與Mg粉發生置換反應，研究反應速率要依據離子濃度，研究產物的質量則需依據溶液的濃度進行定量的計算，這是由於化學反應發生時，乙酸電離平衡不斷向正方向移動的緣故。